Question

Ⅰ．（1）將等體積等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和氨水混合后溶液呈

 

性，溶液中c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的大小關系是

 

；
（2）將PH=3的鹽酸和PH=11的氨水等體積混合后溶液呈

 

性，溶液中c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的大小關系是

 

；
（3）將mmol?L^-1的鹽酸和nmol?L^-1氨水等體積混合后，若溶液的PH=7，則m和n數(shù)值的大小關系是

 

．
Ⅱ．已知H₂A在水中存在以下平衡：H₂A?H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-．
（1）常溫下，Na₂A溶液的pH

 

7（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）某溫度下，若向0.1mol?L^-1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol?L^-1 KOH溶液至溶液呈中性．此時下列關系中，一定正確的是

 

．
A．c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-14B．c（Na⁺）+c（K⁺）=c（HA^-）+2c（A^2-）
C．c（Na⁺）＞c（K⁺）D．c（Na⁺）+c（K⁺）=0.05mol?L^-1．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：Ⅰ（1）二者反應后恰好生成氯化銨，根據(jù)鹽的水解判斷溶液酸堿性；根據(jù)銨根離子部分水解判斷c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的大小關系；
（2）氨水為弱堿，溶液中部分電離，二者等體積混合后氨水過量，溶液顯示堿性；根據(jù)電荷守恒判斷溶液中c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的大��；
（3）根據(jù)m=n時溶液顯示酸性判斷，當pH=7時，數(shù)目氨水稍過量，據(jù)此判斷m和n的關系；
Ⅱ（1）Na₂A是強堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性；
（2）A、水的離子積常數(shù)與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數(shù)越大；
B、根據(jù)溶液中電荷相等判斷；
C、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質(zhì)的量應大于氫氧化鉀的物質(zhì)的量；
D、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于氫氧化鉀的體積，據(jù)此確定鈉離子和鉀離子濃度之和．

解答： 解：Ⅰ（1）將等體積等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和氨水混合后，反應前后生成氯化銨，溶液中銨根離子部分水解，溶液顯示酸性；由于銨根離子部分水解，所以溶液中c（NH₄⁺）＜c（Cl^-），
故答案為：酸；c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）； 
（2）將pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合，氨水部分電離，混合后氨水過量，溶液顯示堿性，則c（H⁺）＜c（OH^-）；根據(jù)電荷守恒可知：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），所以溶液中c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），
故答案為：堿；c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）；
（3）將mmol?L^-1的鹽酸和nmol?L^-1氨水等體積混合后，若m=n，則溶液顯示酸性，如果溶液的pH=7，則加入鹽酸少量或氨水過量，即：m＜n，
故答案為：m＜n；
Ⅱ（1）Na₂A是強堿弱酸鹽，溶液中存在水解方程式：A^2-+H₂O?HA^-+OH^-，使溶液呈堿性，故溶液的pH＞7，
故答案為：＞；
（2）A、水的離子積常數(shù)與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，溫度未知，所以水的離子積常數(shù)未知，故A錯誤；
B、溶液呈電中性，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，溶液呈中性，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，所以c（Na⁺）+c（K⁺）=c（HA^-）+2c（A^2-），故B正確；
C、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質(zhì)的量應大于氫氧化鉀的物質(zhì)的量，所以同一混合溶液中c（Na⁺）＞c（K⁺），故C正確；
D、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于氫氧化鉀的體積，所以c（Na⁺）+c（K⁺）＞0.05mol/L，故D錯誤；
故選BC．

點評：本題考查了鹽溶液酸堿性的判斷、溶液中離子濃度的關系等知識點，題目難度較大，根據(jù)溫度、電解質(zhì)溶液對難溶物性質(zhì)的影響和電荷守恒、物料守恒來分析解答即可．